E L Á T O M OTEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808)Dalton propuso:Los átomos eran macizos.Los átomos de un mismo elemento eran iguales.Eran indivisibles.Posteriormente se comprobó que todo era falso.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1897)Thomson introdujo un poco de gas en un tubo de vidrio cerrado y lo sometió a un gran voltaje.¡El tubo se iluminó como una bombilla!Al someterlos a la acción de un campo eléctrico esos rayos se desviaban hacia el polo positivo con lo que esos rayos debían tener naturaleza eléctrica negativa. ¡Descubrió los electrones! Se llamó rayos catódicos porque se producían en el cátodo (-)

Propuso el modelo del “plum cake”, el átomo era como un pastel con los electrones y protones incrustados como ciruelas en un pastel.

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1911)Para demostrar la teoría de Thompson, Rutherford hizo bombardear una lámina de oro con partículas positivas y ver su efecto en una pantalla.

Él esperaba que todas las partículas atravesaran la lámina y fuesen al frente pero encontró que algunas rebotaban y otras se desviaban de la trayectoria rectilínea. Lo explicó diciendo que había un núcleo atómico con carga positiva y girando a su alrededor, los electrones.

Más adelante se descubrió el neutrón (Chadwick).

COMPOSICIÓN DEL ÁTOMOEl átomo está compuesto por un núcleo (neutrones y protones) y la corteza (electrones girando alrededor del núcleo).

El átomo más pequeño es el del hidrógeno que está formado por un solo protón (p) y un electrón.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES

Partícula Masa CargaProtón 1 uma Positiva

Neutrón 1 uma NeutroElectrón 2000 veces menor Negativa

NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

Z= Número atómico= Número de protones.A= Número másico= Protones + Neutrones= (Nucleones)

Si el átomo es neutro (no tiene carga eléctrica) debe tener igual número de cargas positivas (protones) que de cargas negativas (electrones).

Z=10A=22Protones=10 Electrones=10 Neutrones=22-10=12Z=10A=22Protones=10 Electrones=10-2=8 Neutrones=22-10=12Z=10A=22Protones=10 Electrones=10+4 Neutrones=22-10=12

Laquimicafacil.es 1

ISÓTOPOS.Son átomos de un mismo elemento que poseen igual Z y distinto A.

C C C614

613

612

Estos átomos son isótopos.

ESPECTROS ATÓMICOS.

Una de las cosas que no explicaba el modelo de Rutherford eran los espectros atómicos.

Cuando se recogía sobre una película fotográfica la luz procedente de un tubo de rayos catódicos en cuyo interior había un gas después de atravesar un prisma se observaban unas rayas coloreadas en lugar del espectro continuo (arco iris) que es lo que cabría esperar.

MODELO ATÓMICO DE BOHR (1912)

Bohr, explicó con su modelo atómico los espectros atómicos.Dijo que los electrones no giraban alrededor del núcleo en cualquier órbita. Decía que sólo algunas órbitas eran permitidas.Cuando se produce una descarga eléctrica en un gas, los electrones de sus átomos saltan a niveles superiores (otras órbitas permitidas) bajando posteriormente al nivel u órbita en la que estaba inicialmente desprendiendo en cada salto una energía (Teoría de Planck: la energía se emite en pequeños paquetes de energía llamados fotones E=h·υ) que es la que se registraba en el espectro en forma de luz.

El radio de las órbitas permitidas del electrón y sus energías vienen dadas por las expresiones:

ENERGÍA DESPRENDIDA EN UNA TRANSICIÓN ELECTRÓNICACuando el electrón pasa de una órbita a otra inferior de menor energía (como en el dibujo superior) se libera energía:

∆ E=h· υ=2,2 ·10−18 ·( 1n12−1n22 )

Como υ= 1T

= cλ

podemos poner:

∆ E=h· cλ=2,2·10−18 ·( 1n12−

1n22 )

1λ=υ=2,2·10

−18

c·h·( 1n12−

1n22 )

υ=número deonda

υ=1,097 ·107·( 1n12−1n22 )(m−1)

R=1,097 ·107Constante de Rydberg

Ejemplo: Calcula el número de onda de la radiación que se desprende cuando el electrón salta del n=3 al n=1.Solución:

υ=1,097 ·107·( 112− 132 )=9,75 ·106m−1

Existían varios tipos de saltos (rayas del espectro):

Laquimicafacil.es 2

NÚMEROS CUÁNTICOS

Podemos hablar de órbitas o niveles de energía ( n ).Dentro de los niveles puede haber más órbitas o subniveles ( l ).Dentro de los subniveles ( l ) existen más subniveles energéticos.Los números cuánticos sirven para especificar el lugar donde se encuentra el electrón o, lo que es lo mismo, especificar su energía. Si pensamos en un bloque de pisos ocupados por personas (electrones) “n” sería la planta que ocupa cada una, “l” sería la vivienda donde habita (A, B, C…), “ml” sería si está en el salón, dormitorio, cocina… y “s” sería el giro.

n El número cuántico principal: me indica lo alejado que está el electrón del núcleo y la órbita que ocupa (n=1, 2, 3…)l Número cuántico secundario: me indica el subnivel energético del electrón o sea dónde se encuentra dentro de un nivel u órbita (l= 0…(n-1)). Posteriormente veremos que también me indica el tipo de orbital (s, p, d, f) en el que se puede encontrar el electrón.

Ejercicio: Tres electrones tienen los siguientes números cuánticos (2,1,-1,-1/2), (3,3,-2,+1/2), (2,-1,0,0) ¿Son todos ellos correctos?

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG

∆ x·∆ p≥ h4π

Si se conoce muy bien la posición del electrón (error en la posición, ∆x, pequeño) el error en el conocimiento de la velocidad será grande y viceversa.

Por lo tanto, no podemos conocer con exactitud la trayectoria del electrón.

Echa por tierra casi todo lo dicho por Bohr. Ya no podíamos hablar de órbitas perfectamente definidas.

Acaba la Física Clásica y comienza la Física Cuántica.

Dejamos de hablar de órbitas y empezamos a hablar de orbitales (zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón).

Pero no lo echamos todo por tierra, siguen sirviendo algunas cosas.

Un orbital viene dado por un conjunto de números cuánticos (n, l, ml).

Así, indicamos lo voluminoso que es ese orbital con el número cuántico n (a fin de cuentas cuanto más voluminoso más alejado del núcleo) y el tipo de orbital con el número cuántico secundario, l.

Tipos de orbitales:

l=0Orbital tipo “s”

ml=0

l=1Orbitales tipo

“p”

ml=-1

ml=0

ml=+1

l=2Orbitales tipo

“d”

ml=-2ml=-1ml=0

ml=+1

ml=+2

l=3Orbitales tipo

“f”

ml=-3ml=-2ml=-1ml=0

ml=+1ml=+2ml=+3

Laquimicafacil.es 3Por lo tanto, existen:

1 orbital de tipo “s” para el que l=03 orbitales de tipo “p” para los que l=1

5 orbitales de tipo “d” para los que l=27 orbitales de tipo “f” para los que l=3

Ejercicio: ¿Cuántos electrones pueden colocarse en el nivel n=3? Solución: 18 electronesEjercicio: ¿Cuántos electrones pueden colocarse en todos los orbitales 4d? Solución: 10 electrones

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

No pueden existir dos electrones con los mismos números cuánticos.Por lo que en un orbital sólo pueden existir dos electrones como máximo, uno con s=+1/2 y otro con s=-1/2.

Los números cuánticos de un electrón indican el orbital donde se encuentra (n, l, ml) y su sentido de giro (número cuántico de spin s= +1/2 ó -1/2).En total un electrón tiene 4 números cuánticos:

n, l, ml, sEntonces:

En los orbitales “s” de un nivel caben 2 electrones.En los orbitales “p” de un nivel caben 6 electrones.En los orbitales “d” de un nivel caben 10 electrones.En los orbitales “f” de un nivel caben 14 electrones.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

¿Cómo se disponen los electrones en un átomo?Los orbitales se van llenando de electrones empezando por los orbitales de menor energía (Proceso AUFBAU).Se sigue el siguiente orden de llenado de orbitales:

Si nos piden la configuración electrónica del sodio, Na, con un Z=11 (11 electrones), escribiremos:

1s2 2s2 2p6 3s1

La configuración del escandio, Sc, con Z=21

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 = [Ar]3d14s2

[Ar]=configuración electrónica del ArLa configuración del ión calcio, Ca2+, con Z=20

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (¡ojo! tiene 18 electrones)

La configuración electrónica del Se2- con Z=34:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 (¡ojo! tiene 2 electrones más)

Sabiendo la configuración electrónica puedo saber a qué grupo y periodo pertenece de la tabla.

a) Un elemento posee la configuración 3p6 4s2

3d104p6¿a qué grupo y periodo pertenece? Solución: Periodo 4, grupo 18.

b) Un elemento termina en 3d3, ¿a qué grupo y periodo pertenece? Sol: Periodo 4, grupo 5

c) El ión X3- posee la configuración1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d8 ¿a qué grupo y periodo pertenece ese elemento? Solución: Ese elemento tiene 3 electrones menos que el ión, con lo que su configuración es configuración1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5. Pertenecerá al 4º periodo y grupo 7.

PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

Los electrones se encuentran lo más desapareados (repartidos) posible.

El nitrógeno, N, tiene una configuración electrónica: 1s2

2s2 2p3 ¿Cómo se encuentran esos tres últimos electrones?

Ésta es la disposición correcta ya que existe un mayor número

de electrones desapareados.

Ejercicio: Escribe la configuración electrónica del azufre e indica cómo se encuentran los electrones en los orbitales “p”

Solución: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Esos 4 electrones se encontrarían así:

Laquimicafacil.es 4

¡Ojo! Anomalías en las configuraciones electrónicas:

Ocurre que cuando los orbitales “p” o “d” están llenos o medio llenos la configuración es más estable, así, en el Fe2+ con Z=26 en lugar de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

Posee la configuración:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

En el caso del cobre, Cu, posee la configuración:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

En lugar de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

Los átomos tienden a tomar o perder electrones para quedar con la configuración de gas noble o con los orbitales p ó d llenos o semillenos.

Ejemplo: ¿Qué iones puede dar el Na, S y Al?

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Tenderá a perder el último electrón y pasar a Na+:1s2 2s2 2p6

S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Tenderá a ganar 2 electrones y pasar a S2- con config:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Tenderá a perder 3 electrones y pasar a Al3+

1s2 2s2 2p6

HIPÓTESIS DE “DE BROGLIE”

De Broglie dijo que un electrón en movimiento se comportaba como una onda.La longitud de onda de un electrón era:

λ= hm·v

En general eso mismo lo podía aplicar a cualquier cosa que se moviese. Un camión en movimiento también tiene una onda asociada.Ejemplo: Calcula la longitud de onda de un electrón que se mueve a 10000 m/s. Datos m= 9,1·10-31 kg; h=6,626·10-34 J·s

λ= 6,626 ·10−34

9,1·10−31 ·10000=7,28 ·10−8m

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Conceptos

Carga Nuclear Efectiva

Todas las propiedades periódicas se justifican con la carga nuclear efectiva (Z*) que se define como la carga positiva neta que le corresponde al electrón

más externo.Si nos fijamos en el electrón más externo del magnesio (Z=12) vemos que la carga nuclear que le correspondería serían los 12 protones del núcleo pero en un lugar intermedio se encuentran 11 electrones que repelen a ese electrón con lo que a efectos prácticos es como si la carga nuclear neta fuese menor.

Para calcularla hacemos la configuración electrónica y al número de protones, Z, le restamos los electrones más internos. También le restaremos los electrones que estén en su mismo nivel multiplicado por 0,9

Z* = 12 – (10 + 1·0,9) = 1,1

RADIO ATÓMICO

En un grupoAl bajar en un grupo aunque la carga del núcleo sea mayor y por tanto se piense que el radio debería ser menor estoy añadiendo nuevas capas de electrones y por tanto el radio en realidad aumenta al bajar en un grupo. (La carga nuclear efectiva en un grupo apenas varía)

Li < Na < K < Rb

En un periodoAl desplazarnos hacia la derecha el átomo tendrá más protones y los electrones externos poseerán una mayor carga nuclear efectiva o sea el núcleo ejercerá mayor atracción sobre los electrones del último nivel y el radio disminuirá.

Laquimicafacil.es 5

B > C > N > O > F

¿Cuál es mayor Na o Na+?El Na tiene el último electrón en el nivel 3 (3s1) y el Na+

se encuentra en el nivel 2 por lo que el Na tiene un radio mayor.

En el caso de los cationes:Al perder electrones disminuye el apantallamiento y por tanto la carga nuclear efectiva aumenta por lo que el radio de un catión será menor.

Na+ < NaPara los aniones:El apantallamiento será mayor y por tanto la carga nuclear efectiva será menor con lo que el radio aumentará.

Cl- > Cl¿Qué radio será mayor el Ne o el O2-? ZNe=10; ZO=8Poseen los mismos electrones pero en Ne posee más protones por lo que la carga nuclear efectiva del Ne será mayor y por tanto tendrá menor radio.

Radio Ne < Radio O2-

¿Qué radio será mayor el Ne o el Na+? (nota: son isoelectrónicos)Ordena de menor a mayor radio las especies: Mg2+, K+, Al3+, Ca

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Es la energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido (el más externo) a un átomo.La EI aumentará si aumenta la carga nuclear efectiva (el electrón estará más atraído) y disminuye el apantallamiento.

En un grupoAl bajar en un grupo la carga nuclear apenas varía pero al estar añadiendo nuevas capas de electrones y por tanto estar más alejado la EI disminuirá.

Li > Na > K > Rb

En un periodoAl desplazarnos hacia la derecha el átomo tendrá más protones y los electrones externos poseerán una mayor carga nuclear efectiva o sea el núcleo ejercerá mayor atracción sobre los electrones del último nivel por lo que la EI aumentará.

B < C < N < O < F

¿Cuál posee mayor EI, el Na o Na+?Ambos poseen igual número de protones pero el Na tiene un electrón más por lo que el apantallamiento es mayor y poseerá menor carga nuclear efectiva con lo que

EI Na < EI Na+

Por esta razón la primera energía de ionización es siempre mayor que la segunda energía de ionización.

¿Qué EI será mayor el Ne o el O2-? ZNe=10; ZO=8Poseen los mismos electrones pero en Ne posee más protones por lo que la carga nuclear efectiva del Ne será mayor y por tanto tendrá una EI mayor.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Es la energía que se pone en juego cuando un átomo en estado gaseoso y en su estado

fundamental gana un electrón.

X + e- → X- + AE

La afinidad electrónica es la tendencia que tiene un átomo a tomar un electrón por lo que la AE aumentará cuando la carga nuclear efectiva (Z*) aumente y el apantallamiento disminuya.

En un grupoAl bajar en un grupo la carga nuclear apenas varía pero al estar añadiendo nuevas capas de electrones y por tanto estar más alejados los últimos tenderá menos a tomar un nuevo electrón y por tanto la AE disminuirá.

Li > Na > K > Rb

En un periodoAl desplazarnos hacia la derecha el átomo tendrá más protones y la Z* aumentará por lo que la tendencia a tomar un nuevo electrón aumentará.

B < C < N < O < F

Laquimicafacil.es 6

ELECTRONEGATIVIDAD

Es la tendencia que tiene un elemento a atraer los electrones que forman un enlace.

En el cloruro de hidrógeno (HCl) los electrones que forman el enlace están más cerca del cloro que del H porque el Cl es más electronegativo que el H.

La electronegatividad varía de la misma forma que la afinidad electrónica.

EJERCICIOS

1. Un átomo tiene 34 protones y 44 neutrones y otro átomo tiene 19 protones y 20 neutrones. A) Escribe su A y Z; b) Escribe los números cuánticos para el electrón diferenciador; c) ¿Cuál es el ion más estable de cada uno?2. Para un átomo de número atómico Z = 50 y número másico A = 126: Indique el número de protones, neutrones y electrones que posee.

3. Dados los valores de números cuánticos: (4, 2, 3, -½); (3, 2, 1, ½); (2,0, -1, ½); (2, 2, 1, 1/2) y (1, 0, 0, ½):Indique cuáles de ellos no están permitidos.Indique el nivel y el orbital en el que se encontrarían los electrones definidos por los valores de los números cuánticos permitidos.4. Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 19, 31 y 36.Escriba las configuraciones electrónicas de estos elementos.

a) Indique qué elementos, de los citados, tienen electrones desapareados.

b) Indique los números cuánticos que caracterizan a esos electrones desapareados.

5. Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado:

a) 1s2 2s2 2p4 3s1.

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.

c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2.

6. Dadas las configuraciones electrónicas:A: 1s2 3s1 ; B: 1s2 2s3 ; C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ; D: 1s2 2s2 2p x22p y

02p z0 ;

Indique razonadamente:

a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.

b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.

c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.

7. Para un átomo en su estado fundamental, razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6.

b) En un orbital 2p sólo puede haber 2 electrones.

c) Si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado.

8. El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica:

M2+: 1s22s2p6 3s2p6d4

a) ¿Cuál es el número atómico de M?b) ¿Cuál es la configuración de su ión M3+ expresada en función del gas noble que le antecede?c) ¿Qué números cuánticos corresponderían a un electrón 3d de este elemento?

9. Calcula: a) la frecuencia de la tercera raya de la serie de Lyman del espectro del átomo de hidrógeno y b) la energía asociada a esa radiación.

h=6,625·10-27 erg·s; R=109740cm-1; c=2,9979·1010cm·s-1; 1J=107 ergios; 1eV=1,6·10-19J

Tabla periódica

10. a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números atómicos son 11, 13 y 16.

Laquimicafacil.es 7

b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor energía de ionización y el que tiene mayor carácter metálico.c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento.

11. Para cada una de las siguientes parejas: a) K(Z = 19) y Cl(Z = 17);b) F(Z = 9) y Na(Z = 11);c) Cl- y K+.Indique de forma razonada, qué átomo o ión tiene un radio mayor.

12. Ordene los elementos químicos Ca, Cl, Cs y F en sentido creciente de su:a) Carácter metálicob) Radio atómico.Justifique las respuestas.

13. a) Escriba la configuración electrónica de los átomos de los elementos con números atómicos 20, 30 y 35; b) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba su configuración electrónica.

14. En la tabla siguiente se dan las energías de ionización (kJ/mol) de los primeros elementos alcalinos.

1º E.I. 2º E.I. 3º E.I. 4º E.I

Li 521 7294 11819 -----

Na 492 4564 6937 9561

K 415 3068 4448 5895

Explique:

a) ¿Por qué disminuye la 1ª E.I. del Li al K?

b) ¿Por qué no hay valor para la 4ª E.I. del Li?

c) ¿Por qué aumenta de la 1ª E.I. a la 4ª E.I.?

15. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a átomos neutros:A: 1s2 2s2 2p5 B: 1s2 2s2 p6 3 s2 p3 C: 1s2 2s2 p6 3 s2

p6d2 4 s2 D: 1s2 2s2 p6 3 s2 p6 4 s1.

Indique razonadamente:

a) Grupo y período al que pertenece cada elemento.

b) Qué elemento posee mayor energía de ionización y cuál menor.

c) Qué elemento tiene mayor radio atómico y cuál menor.

16. Escriba la configuración electrónica de los iones Cl -

(Z = 17) y K+ (Z = 19)a) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

b) Razone cuál de los dos elementos neutros tendrá mayor energía de ionización.

17. Considerando las configuraciones electrónicas de los átomos: A (1s2 2s2 2p6 3s1) y B (1s2 2s2 2p6 6p1)Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) A y B representan elementos distintos.b) Se necesita energía para pasar de A a B.c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.

18. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El neón y el O2− tienen la misma configuración electrónica (son isoelectrónicos).

b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno.

c) El neón y el O2− tienen el mismo número de protones.

d) El radio del ion óxido es mayor que el del átomo de neón.

19. La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2p5.

a) Justifique si se trata de un metal o un no metal.

b) Indique, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización que A.

c) Indique, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización que A.

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